Constante De Equilibrio

Practica: Equilibrio Químico

Objetivos

Determinar la constante (kc) de una reacción que recrearemos en el laboratorio.

Fundamento teórico

Dependiendo de cómo sea el punto final de una reacción química, las reacciones se pueden clasificar en irreversibles o reversibles.

Reacciones irreversibles. Los productos obtenidos son estables y no tienen tendencia a reaccionar entre sí para regenerar los reactivos, se acaba cuando se agota alguno de los reactivos.

Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

Reacciones reversibles. En este tipo de reacciones los productos obtenidos reaccionan entre sí para formar de nuevo los reactivos. Este tipo de procesos, las reacciones no se detienen, no llegan a un punto final sino que llegan a un punto denominado de equilibrio.

N2 + 3H2 ↔ 3NH2

Una reacción reversible llega al equilibrio químico, cuando las concentraciones de todas las sustancias presenten en el mismo y las condiciones macroscópicas del sistema (P, T, etc.) no varían con el tiempo. El equilibrio químico no es estático, es dinámico, es decir, las reacciones directa e inversa se siguen dando, pero sus velocidades están igualadas de tal forma que, el número de moles de reactivos que desaparecen en la reacción directa coincide con el número moles de reactivos que aparecen en la reacción inversa, y de forma análoga ocurre con los productos.

El estudio analítico del equilibrio se lleva a cabo mediante la Ley de acción de masas.

Sea una reacción elemental y reversible del tipo:

a A + b B ↔ c C + d D

Donde a, b, c y d son los coeficientes estequiométricos de los reactivos y productos.

La velocidad de reacción directa (reactivos→productos), viene dada por la expresión:

V=k.[A]a.[B]b

La velocidad de reacción inversa (productos→reactivos), viene dada por la expresión:

v’=k’ . [C]c . [D]d

Cuando la reacción llega al equilibrio, las velocidades de reacción directa e inversa se igualan.

v=v’ ; k.[A]a.[B]b= v’=k’.[C]c.[D]d

Ordenando la igualdad:

k/(k’)=([C]c .[D]d)/([A]a .[B]b)

Al cociente de las constantes cinéticas se le denomina constante de equilibrio en función de las concentraciones.

K_c=([C]c .[D]d)/([A]a .[B]b)

Esta expresión pone de manifiesto que, en toda reacción reversible que transcurra en una sola etapa y en fase homogénea, una vez alcanzado el equilibrio, el cociente entre el producto de las concentraciones de los productos de la reacción y el producto de las concentraciones de los reactivos es constante (Kc), y que el valor de Kc solo depende de la temperatura. Esta relación matemática de la ley de acción de masas, fue establecida en 1864 por Guldberg y Waage, y se puede enunciar de la siguiente forma:

“Para cualquier reacción reversible en equilibrio químico a una temperatura dada se cumple que el producto de las concentraciones molares de los productos, dividido entre el producto de las concentraciones molares de los reactivos, elevadas al exponente que indique el coeficiente de la ecuación estequiométrica, es una constante, denominada constante de equilibrio.”

Al cociente de las concentraciones en cualquier instante se le denomina cociente de reacción. Para la reacción aA + bB ↔ cC + dD, el cociente de reacción es:

Q=([C]c.[D]d)/([A]a.[B]b)

El cociente de reacción tiende espontáneamente hacia el valor de la constante de equilibrio, por lo tanto el conocimiento del cociente de reacción en cualquier instante y su comparación con el valor de la conste de equilibrio nos permitirá predecir en que sentido evolucionará la reacción.

• Si Q < Kc

En este caso, el cociente de reacción tenderá a crecer, aumentando el numerador (productos) y disminuyendo el denominador (reactivos), la reacción se desplazará hacia la derecha (Productos).

• Si Q = Kc

La reacción esta en equilibrio, no se desplaza en ningún sentido.

• Si Q > Kc

En este caso, el cociente de reacción tiende a disminuir, diminuyendo el numerador (productos) y aumentando el denominador (reactivos), la reacción se desplaza hacia la izquierda (reactivos).

Características del equilibrio.

El estado de equilibrio se caracteriza porque sus propiedades macroscópicas no varían con el tiempo.

En un estado de equilibrio no se intercambia materia con el exterior

El equilibrio es un estado dinámico en el que se producen continuas trasformaciones, en ambos sentidos, a la misma velocidad, y por eso no varían sus propiedades macroscópicas.

La temperatura es la variable fundamental que controla el equilibrio.

La Kc corresponde al equilibrio expresado de una forma determinada, de manera que si se varia el sentido del mismo, o su ajuste estequiométrico, cambia también el valor de la nueva constante, aunque su valor este relacionado con el anterior.

Existen otras formas de expresar las constantes de equilibrio. Teniendo en cuenta que la presión de un gas es proporcional al número de moles, la constante de equilibrio para sistemas gaseosos se puede expresar en función de las presiones parciales de todos los componentes gaseosos del equilibrio.

Para la reacción en fase gaseosa: aA (g) + bB (g) ↔ cC (g) + dD (g)

K_p=(P_C^c P_D^d)/(P_A^a P_B^b )

Esta constante Kp, por analogía con la ley de acción de masas, se puede definir del siguiente modo:

“En toda reacción química en equilibrio, en la que reactivos y productos estén en fase gaseosa, se cumplirá que para una temperatura dada el producto de las presiones parciales de los productos dividido entre el producto de las presiones parciales de los reactivos, elevadas unas y otras a exponente que indique el correspondiente coeficiente estequiométrico, es siempre constante. Dicha constante se denomina constante de equilibrio referida a la presión.”

Si se tratara de un equilibrio en los que además hay especies en otros estados físicos (sistemas heterogéneos), en la definición de Kp solo intervendrán las especies en estado gaseoso.

Al igual que en el caso de Kc, el valor de Kp solo depende de la temperatura, siendo constante para cada temperatura independientemente de la perturbación a la que se someta el sistema.

Relación entre las constantes de equilibrio

Para la reacción en fase gaseosa:

a A + b B ↔ c C + d D

La definición de la constante de equilibrio en función de las concentraciones viene dada por la expresión:

K_c=([C]c .[D]d)/([A]a .[B]b)

Suponiendo comportamiento ideal para todos los componentes de la mezcla gaseosa, la presión parcial de los componentes viniera dada por:

Pi ⋅ V = ni R T ; P_i=(n_i RT)/V

Teniendo en cuenta que n_i/V=C_i

Pi=ci RT ; C_i=P_i/RT

Sustituyendo este valor en Kc:

Teniendo en cuenta que la relación entre las presiones es el valor de KP, y que

c + d – a ‒ b = ∆n(g) ≡ variación de los moles estequiométricos de las sustancias gaseosas de la reacción general, la relación entre las constantes de equilibrio queda de la siguiente forma:

Factores que modifican el equilibrio. Ley de Chaterlier.

Existen diversos factores que modifican el estado de equilibrio de un proceso químico, la temperatura, la presión, el volumen y las concentraciones. Si en una reacción en equilibrio, se modifica alguno o varios de los factores anteriormente citados, la reacción evolucionará en uno u otro sentido hasta alcanzar un nuevo estado de equilibrio.

Para poder predecir la evolución de un reacción en la que se producido una perturbación hay que tener en cuenta, Kp y Kc, son siempre constante para una temperatura determinada, cualquier variación de presión, volumen o de concentración no alterará el valor de K, pero si supondrá una modificación del cociente de reacción Q, lo que, en consecuencia, obligará al sistema a evolucionar espontáneamente, con el fin de restablecer el equilibrio hasta que Q = K..

La influencia de estos factores se puede predecir de una manera cualitativa por el principio de Le Chatelier:

“Si en un sistema en equilibrio se modifica alguno de los factores que influyen en el mismo (Temperatura, presión o concentración), el sistema evoluciona de forma que se desplaza en el sentido que tienda a contrarrestar dicha perturbación”

Temperatura.

Es la única variable que además de influir en el equilibrio, influye en el valor de la constante. Si en un sistema en equilibrio se aumenta la temperatura, según el principio de Le Chatelier, el sistema tiende a oponerse al aumento de energía calorífica desplazándose en el sentido en el que se absorba calor, sentido endotérmico, si por el contario se produce una disminución de temperatura, la reacción se desplazara en el sentido en el que se desprenda calor, sentido exotérmico, y de esa forma contrarrestar la disminución de energía calorífica.

Para predecir el desplazamiento de la reacción es necesario saber si la reacción es endotérmica o exotérmica, ya que de ello dependen los sentidos endotérmico y exotérmico.

Reacción es endotérmica:

Reacción exotérmica:

En cuanto al valor de la constante de equilibrio, en una reacción endotérmica, al aumentar la temperatura el equilibrio se desplazara en el sentido endotérmico, hacia la derecha, aumentando los productos y disminuyendo los reactivos, por tanto aumentará el valor de la constante de equilibrio, por

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